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高中化学选修3学问点全部归纳〔物质的构造与性质〕
▼第一章原子构造与性质.
一、生疏原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层〔能层〕、原子轨道〔能级〕的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间消灭的时机大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子消灭的时机大，电子云密度越大；离核越远，电子消灭的时机小，电子云密度越小.
电子层〔能层〕：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.
原子轨道〔能级即亚层〕：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同外形的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较简单.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.
2.(构造原理〕
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.
原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方始终进展描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全一样的两个电子.
原子核外电子排布原理.
①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.
②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.
③.洪特规章:在能量一样的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态一样.
洪特规章的特例:在等价轨道的全布满〔p6、d10、f14〕、半布满〔p3、d5、f7〕、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1.
把握能级穿插图和1-36号元素的核外电子排布式.
①依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的挨次。
②依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次上升；在同一能级组内，从左到右能量依次上升。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的挨次依次排布。
3.元素电离能和元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
原子核外电子排布的周期性.
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复消灭从ns1到ns2np6的周期性变化.
元素第一电离能的周期性变化.
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
★同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势.说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层构造为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P
②.元素第一电离能的运用：
电离能是原子核外电子分层排布的试验验证.
用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子力量强弱.(3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的力量叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性渐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用:
确定元素类型(一般1.8，非金属元素；1.8，金属元素).
确定化学键类型(两元素电负性差值1.7，离子键；1.7，共价键).c.推断元素价态正负〔电负性大的为负价，小的为正价〕.
d.电负性是推断金属性和非金属性强弱的重要参数〔表征原子得电子力量强弱〕.
例8.以下各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能渐渐上升的挨次排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na
例9.X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，以下说法错误的选项是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
二.化学键与物质的性质.
内容：离子键――离子晶体
理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的构造特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.
(1).化学键：相邻原子之间猛烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.
离子键强弱的推断:离子半径越小，离子所带电荷越多